Termoķīmija — definīcija, enerģija, entalpija, entropija un siltums
Iepazīsties ar termoķīmiju: definīcija, enerģijas plūsma, entalpija, entropija un siltums — skaidri skaidrojumi, praktiski piemēri un aprēķini, kas palīdz saprast reakciju dabu.
Termoķīmija ir ķīmijas nozare, kas pēta enerģiju un siltumu, kas saistīts ar ķīmiskām reakcijām un fizikālām pārvērtībām. Fizikālās pārvērtības ir gadījumi, kad vielas stāvoklis (piemēram, cieta viela vai šķidrums) mainās uz citu stāvokli — piemēram, kušana (cieta → šķidrums) vai vārīšanās (šķidrums → gāzi). Termoķīmija skaidro, kā un cik daudz enerģijas tiek atdots vai uzņemts šādos procesos un kā šīs enerģijas izmaiņas saistītas ar reakciju kursu un iespējamību.
Enerģijas maiņa: siltums un darbs
Klasiskos termoķīmijas kontekstā runā par diviem galvenajiem enerģijas pārvietošanas veidiem: siltumu (q) un darb (w). Siltums ir enerģijas apmaiņa, kas notiek dēļ temperatūras starpības starp sistēmu un apkārtējo vidi. Reakcijas vai pārvērtības laikā sistēma var siltumu atdot vai uzņemt. Termoķīmija īpaši interesējas par sistēmas enerģijas apmaiņu ar apkārtējo vidi un to, kā enerģija tiek pārvērsta ķīmisko saišu formā.
Endotermiskas un eksotermiskas reakcijas
Endotermiskās reakcijas uzņem siltumu no apkārtējās vides; piemēram, ledus kušana. Eksotermiskās reakcijas atdod siltumu — piemēram, ogļūdeņražu dedzināšana. Termoķīmijā parasti norāda reaktantu un produktu entalpiju vai enerģiju, un siltuma zīmi: ΔH < 0 nozīmē, ka reakcija izdala siltumu (eksotermiska), bet ΔH > 0 — ka tā uzņem siltumu (endotermiska).
Entalpija (H) un tās nozīme
Entalpija (H) ir stāvokļa funkcija, kas definēta kā H = U + PV, kur U ir iekšējā enerģija, P — spiediens un V — tilpums. Termoķīmijā bieži mēra entalpijas izmaiņas ΔH reakcijas laikā pie konstanta spiediena; ΔH sniedz informāciju par siltuma daudzumu, kas tiek apmainīts ar apkārtējo vidi pie konstanta spiediena. Bieži lietotie termini ir sadegšanas siltums, veidošanās siltums un citas standarta entalpijas vērtības, kas parasti tiek uzrādītas pie standarta apstākļiem (298,15 K un 1 bar).
Entropija (S) — kārtības un neparedzamības mērs
Entropija ir stāvokļa funkcija, kas saistīta ar sistēmas iespējamo mikrostāvokļu skaitu un termodinamikā tiek interpretēta kā "neorganizētības" vai neparedzamības mērs. Entropijas izmaiņa ΔS nosaka, cik ļoti reakcija vai pāreja palielina vai samazina sistēmas nosacījumu daudzveidību. Entropijas vienība parasti ir J·mol−1·K−1.
Brīvā enerģija un spontanitāte
Brīvā enerģija (Gibbs brīvā enerģija, G) savieno entalpiju un entropiju vienā lielumā: ΔG = ΔH − TΔS. Šī formula palīdz noteikt, vai process pie dotās temperatūras un spiediena būs spontāna vai nesontāna, proti: ja ΔG < 0, process ir termodinamiski spontāns; ja ΔG > 0, tas nav spontāns; ja ΔG = 0, sistēma ir līdzsvarā. Tādējādi termoķīmija var prognozēt, vai reakcijas norise ir labvēlīga vai nelabvēlīga noteiktos apstākļos.
Siltumietilpība un specifiskā siltumspēja
Siltumietilpība (C) definē, cik daudz siltuma nepieciešams, lai paaugstinātu sistēmas temperatūru par 1 K: C = q/ΔT. Ja runā par vielas daudzumu, lieto molāro siltumietilpību vai specifisko siltumspēju (siltums uz masas vienību). Termiņi un aprēķini palīdz saprast, cik ātri vielas uzkarst vai atdziest un cik lielas siltuma devas nepieciešamas procesiem.
Hesa likums, standarta lielumi un vienības
Hesa likums (Hess) ļauj aprēķināt reakcijas siltumisko efektu, izmantojot pazīstamu starpreakciju entalpijas — entalpijas pievienojas neatkarīgi no reakcijas ceļa, jo entalpija ir stāvokļa funkcija. Termoķīmijā bieži lieto standarta lielumus, piemēram, ΔH°f (standarta veidošanās entalpija) un ΔG° (standarta brīvā enerģija). Parastās vienības: J (džauls) vai kJ (kilodžauls) mol−1; entropijai J·mol−1·K−1; temperatūrai K (kelvini).
Mērīšana: kalorimetrija un praktiskie paņēmieni
Termoķīmiskos datus iegūst ar kalorimetriju. Izplatīti veidi:
- Konstanta spiediena kalorimetrs (piem., kalorimetrs ar ūdens mēģeni) — mēra ΔH pie nemainīga spiediena.
- Bumbas kalorimetrs — slēgta, konstanta tilpuma ierīce, bieži lieto degšanas siltuma noteikšanai.
Praktiski piemēri un pielietojumi
Termoķīmija ir svarīga daudzās jomās: apkures un dzesēšanas tehnoloģijās, materiālu sintēzē, energetikā (degvielu sadedzināšana, baterijas) un vides zinātnē. Piemēri:
- Degšanas reakcijas: liela eksotermiska siltuma atbrīvošana (enerģijas avots).
- Fotosintēze: endoterma process, kurā saules enerģija tiek uzņemta organisko molekulu veidošanā.
- Fāzu pārejas: ledus kušana (endotermiska) vai ūdens kondensācija (eksotermiska).
Galvenie jēdzieni īsumā
- Siltums (q) — enerģijas apmaiņa dēļ temperatūras starpības.
- Entalpija (H) — stāvokļa funkcija, svarīga siltuma aprēķiniem pie konstanta spiediena.
- Entropija (S) — sistēmas neparedzamība vai mikrostāvokļu skaits.
- Brīvā enerģija (G) — ΔG nosaka procesu spontanitāti (ΔG = ΔH − TΔS).
- Siltumietilpība (C) — cik daudz siltuma nepieciešams, lai mainītu temperatūru.
Termoķīmija apvieno termodinamikas principus ar ideju par enerģiju ķīmisko saišu veidā un izmanto datus, tostarp entropijas un entalpijas vērtības, lai prognozētu reakciju norisi, izvērtētu to ekonomisko un drošības pusi un plānotu procesus rūpniecībā un laboratorijā.
Pasaulē pirmais ledus kalorimetrs, ko 1782.-1883. gada ziemā izmantoja Antuāns Lavazjē un Pjērs Simons Laplace. To izmantoja, lai noteiktu siltumu, kas izdalās dažādās ķīmiskās pārmaiņās. Šo aprēķinu pamatā bija Žozefa Blaka agrākais latentā siltuma atklājums. Šie eksperimenti aizsāka termoķīmiju.
Vēsture
Termoķīmija aizsākās ar divām idejām:
- Lavoisjē un Laplāsa likums (1780): Enerģijas maiņa jebkurā pārveidošanās procesā ir vienāda un pretēja enerģijas maiņai apgrieztā procesā.
- Hesa likums (1840): Hesa Hessa teorija: enerģijas izmaiņas jebkurai pārveidošanai ir vienādas neatkarīgi no tā, vai tā notiek vienā vai vairākos soļos.
Šie atklājumi tika izdarīti pirms pirmā termodinamikas likuma (1845). Tie palīdzēja zinātniekiem izprast šo likumu.
Edvards Diazs un Hess pētīja īpatnējo siltumu un latento siltumu. Džozefs Bleks izstrādāja latentās enerģijas izmaiņu koncepciju.
Gustavs Kirhofs 1858. gadā parādīja, ka reakcijas siltuma izmaiņas ir atkarīgas no produktu un reaģentu siltumspējas starpības: ∂ Δ H ∂ T = Δ C p {\displaystyle {{\partial \Delta H} \pāri \daļējai T}=\Delta C_{p}} 
. Integrējot šo vienādojumu, var novērtēt reakcijas siltumu vienā temperatūrā, pamatojoties uz mērījumiem citā temperatūrā.
Kalorimetrija
Siltuma izmaiņu mērījumus sauc par kalorimetriju. Ar to mēra ķīmisko reakciju vai fizikālo izmaiņu siltumu. Kalorimetrs, ierīce kalorimetrijai, parasti ir slēgta kamera.
Kalorimetrijai ir šādi posmi: Ķīmiķi veic izmaiņas kamerā. Kameras temperatūru mēra ar termometru vai termopāri. Temperatūru attēlo atkarībā no laika, lai iegūtu grafiku. Ķīmiķi izmanto grafiku, lai aprēķinātu pamatlielumus.
Mūsdienu kalorimetros ir nelieli datori, kas mēra temperatūru un ātri sniedz aprēķinātos datus. Viens no piemēriem ir diferenciālais skenēšanas kalorimetrs (DSC).
Sistēmas
Termoķīmijā ir ļoti noderīgas vairākas termodinamikas definīcijas. "Sistēma" ir konkrēta Visuma daļa, kas tiek pētīta. Viss, kas atrodas ārpus sistēmas, tiek uzskatīts par apkārtējo vidi. Sistēma var būt:
- izolēta sistēma - ja tā nevar apmainīties ar enerģiju vai vielu ar apkārtējo vidi, piemēram, izolēts bumbas kalorimetrs;
- slēgta sistēma - kad tā var apmainīties ar apkārtējo vidi ar enerģiju, bet ne ar matēriju, piemēram, tvaika radiators;
- atvērta sistēma - ja tā var apmainīties gan ar vielu, gan enerģiju ar apkārtējo vidi, piemēram, vāroša ūdens katlu.
Procesi
Sistēmā notiek "process", kad mainās viena vai vairākas tās īpašības (raksturlielumi). Process ir saistīts (saistīts) ar stāvokļa maiņu. Izotermisks (vienas un tās pašas temperatūras) process notiek, ja sistēmas temperatūra paliek nemainīga. Izobarisks (tāda paša spiediena) process notiek, ja sistēmas spiediens paliek nemainīgs. Adiabātisks (bez siltuma apmaiņas) process notiek tad, ja sistēmā nenotiek siltuma kustība.
Saistītās lapas
- Svarīgas publikācijas termoķīmijā
- Izodēmiskā reakcija
- Maksimālā darba princips
- Reakcijas kalorimetrs
- Thomsen-Berthelot princips
- Julius Thomsen
- Termodinamiskās datubāzes tīrām vielām
- Kalorimetrija
- Siltuma fizika
Jautājumi un atbildes
J: Kas ir termoķīmija?
A: Termoķīmija ir pētījums par enerģiju un siltumu, kas saistīts ar ķīmiskām reakcijām un fizikālām pārvērtībām.
J: Kādi ir daži fizikālo pārvērtību piemēri?
A: Fizikālo pārvērtību piemēri ir kušana (kad cieta viela kļūst par šķidrumu) un vārīšanās (kad šķidrums kļūst par šķidrumu).
J: Kā termoķīmija palīdz paredzēt reaģentu un produktu daudzumus?
A: Termoķīmiķi izmanto datus, tostarp entropijas noteikšanu, lai prognozētu reaģentu un produktu daudzumus jebkurā konkrētās reakcijas laikā.
J: Vai endotermiskās reakcijas ir labvēlīgas vai nelabvēlīgas?
A: Endotermiskās reakcijas ir nelabvēlīgas.
J: Vai eksotermiskās reakcijas ir labvēlīgas vai nelabvēlīgas?
A: Eksotermiskās reakcijas ir labvēlīgas.
J: Kādus jēdzienus apvieno termoķīmija?
A: Termoķīmija apvieno termodinamikas jēdzienus ar ideju par enerģiju ķīmisko saišu veidā.
J: Kāda veida aprēķinus veic termoķīmiķi?
A: Termoķīmiķi veic tādus aprēķinus kā siltuma ietilpība, sadegšanas siltums, veidošanās siltums, entalpija, entropija, brīvā enerģija un kalorijas.
Meklēt